ESTEQUIOMETRIA

El termino “estequiometría” se utiliza para referirse a los diversos componentes presentes en los compuestos y a las relaciones cuantitativas entre ellos.Por lo anterior, éste término se puede usar en dos sentidos:

1) Hablar de la estequiometría de composición..2) Hablar de la estequiometría de las reacciones. 1) La estequiometría de composición, está relacionada con las proporciones en las cuales se encuentran presentes los diversos elementos en un compuesto.

2) La estequiometría de las reacciones, se relaciona con las proporciones en las cuales reaccionan los diferentes elementos o compuestos entre ellos y de la cantidad de productos que resultan.

Algunos Conceptos Importantes:

1. Número de Avogadro

Es una constante física cuyo valor es 6.023 x 1023

2. Masa Atómica (Peso Atómico) :

La masa atómica de un elemento es el promedio de las masa de los átomos de los distintos isótopos de dicho elemento. Esta masa se expresa o se mide en u.m.a.( unidades de masa atómica)

Por ejemploLa masa atómica del cloro es igual 35.45 uma , en la práctica esta unidad de masa atómica, se expresa en gramos. Por ello , se dice que la masa atómica del cloro es igual a 35.45 gramos.

3. Atomo – Gramo :

Un átomo – gramo de un elemento , es la cantidad de él cuya masa expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa atómica.Por ejemplo 1 átomo-gramo de cloro tiene una masa igual a su masa atómica ( 35.45 gramos).

Es importante señalar qué:

“UN ATOMO-GRAMO DE UN ELEMENTO CONTIENE UN NUMERO DE AVOGADRO DE ATOMOS DE DICHO ELEMENTO”

Ejemplo: En un átomo –gramo de cloro existen 6.023 x 1023 átomos

4.Composición Centesimal :

La composición centesimal de un compuesto indica el porcentaje en que se encuentra cada elemento que lo forma. Por ejemplo: Composición Centesimal del Agua:Hidrógeno : 11.2 %Oxígeno : 88.8%

5. Fórmula Empírica:

La fórmula empírica de un compuesto, es la fórmula que expresa la razón, en números enteros sencillos, en que se encuentran los átomos de cada elemento en la molécula de dicho compuesto.Por ejemplo: Fórmula molecular del etano : C2H6Fórmula empírica del etano : CH3

6. Fórmula molecular:

La fórmula molecular de un compuesto, es la representación simbólica de su molécula. Por ejemplo: N2O4 ; H2O ; H2SO4 etc.

7. Peso Molecular (Masa Molecular):

Es la masa de una molécula, expresada en uma. Es la suma de las masas atómicas de cada elemento constituyente de su molécula.Por ejemplo:Peso molecular del N2O4 será igual a la suma de los pesos atómicos de los átomos de nitrógeno y de oxígeno

2N (14.00 x 2) = 28.0040 (16.0 x4) = 64.00Peso molecular : 92.00 u.m.a.

8. MOL

Un mol de un compuesto, es la cantidad de él cuya masa, expresada en gramos, es numéricamente igual a su masa molecular. Para compuestos un mol de ese compuesto contiene el Número de Avogadro de moléculas de dicho compuesto

Por ejemplo: En 1 mol del compuesto de ácido nítrico (HNO3 ) existen 6.023 x 1023 moléculas de ácido nítrico

9. Volumen Molar:Normal:

El volumen molar normal de un elemento o de un compuesto, es el volumen que ocupa un mol del elemento (o compuesto). El volumen molar normal de un gas, medido bajo condiciones normales de presión y temperatura (1atm y 273oK) ó (760mmHg y O0C) es igual a 22.4 Litros

PROBLEMAS TIPOS

1.-CALCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

P-1 .- Calcular la composición centesimal del sulfato de sodio (Na2SO4)

Datos: - Pesos atómicos: Na = 23 gramos S = 32 gramos

O = 16 gramos Peso Molecular : 142 gr/mol

Nº de átomos x P. atómico % de Na= --------------------------------------------- x 100

Peso Molecular

(2) x (23) % de Na = ------------------------- x 100

(142)

% de Na = 32.4 %

(1) x (32)% de S = -------------------------- x 100

(142)

% de S = 22.54 %

(4) x (16)% de O = ------------------------------- x 100

(142)

% de O = 45.1 %

(el porcentaje de oxígeno se puede calcular sumando los porcentajes de Na y de S y restarlo a 100).

Otra forma de resolver este problema es utilizando la siguiente relación para cada uno de los elementos que conforman el compuesto:Por ejemplo para el caso del Na:

En 142 gr/mol de Na2SO4 -------- existen 46 gramos de Na

En 100 gr/mol de Na2SO4 -------- existen X gramos de Na

X = 32.39 gramos de Na

X = 32.4 % % de sodio = 32.4 %

2.- DEDUCCIÓN DE FORMULAS A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL DE UN COMPUESTO

CASO Nº 1: CUANDO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO

CASO Nº1: CUANDO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO

% de cada elemento x PMNº de ´´átomos = -----------------------------------------

Peso atómico x 100

Problema:. Un compuesto de Peso Molecular (PM) igual a 126 gr/mol contiene:

25.4 % de S peso atómico del S = 3238.1 % de O peso atómico del O = 1636.5 % de Na peso atómico del Na = 23

(25.4) x (126)Nº de átomos de S = ----------------------- = 1 (32) x (100)

(38.1) x (126)Nº de átomos de O = ----------------------- = 3 (16) x (100)

(36.5) x (126)Nº de átomos de Na = ---------------------- = 2 (23)x (126)

Por lo tanto la fórmula sería Na2SO3

Otra forma de resolver el problema es aplicar las siguientes relaciones:

Para el caso del S :

100 gr del compuesto ........existen 25.4 gr de S 126 gr del compuesto ........existen X gr de S

X = 32 gr de S

Para el caso del O

100 gr del compuesto existen 38.1 gr de O

126 gr del compuesto existen X gr de O

X = 48.0 gr de O

Para el caso del Na

100 gr del compuesto existen 36.5 gr de Na

126 gr del compuesto existen X gr de Na

X = 46.0 gr de Na

Posteriormente cada uno de los resultados obtenidos para cada átomo, se divide por su peso atómico correspondiente:

46 SODIO = ------- = 2

23

32 AZUFRE = --------- = 1

32

48 OXIGENO = -----------3 16

Resultado: Na2 S O3 ( sulfito de sodio)

CASO 2 CUANDO NO SE CONOCE EL PESO MOLECULAR DEL COMPUESTO.Si no se conoce el PM del compuesto, se calcula el número relativo de átomos de cada clase contenidos en la molécula, dividiendo el % de cada elemento entre su masa atómica.

Una vez calculados estos números relativos, se reducen sus valores a números enteros, dividiendo todos los resultados obtenidos entre el menor de ellos

EJEMPLO: Calcular la fórmula de un compuesto cuya composición porcentual es la siguiente:

38.67 % de K peso atómico del K = 39.1 g

3.85 % de N peso atómico del N = 14.0 g

47.48 % de O peso atómico del O = 16.0 g

Número relativo de átomos:

38.67K = ------------ = 0.989

39.1

13.85N = ------------ = 0.989

14.0

47.48O = ------------- = 2.967

16.0

Reduciendo a la unidad, tendríamos:

K = 0.989 / 0.989 = 1

N = 0.989 / 0.989 = 1

O = 2.967 / 0.989 = 3

POR LO TANTO LA FORMULA DEL COMPUESTO SERIA::

K N O3

( NITRATO DE POTASIO)

OTROS PROBLEMAS TIPOS1) RELACION MOL – NUMERO DE AVOGADRO

Un mol de cualquier sustancia contiene el número de Avogadro de partículas. Puesto que éste es conocido, podemos calcular la cantidad de partículas en cualquier cantidad de moles.El siguiente ejemplo ilustra este tipo de cálculo.Determinar: (a) la cantidad de moléculas de NH3 que hay en 0.55 moles de NH3.(b) los átomos de cada clase que hay en los 0.55 moles de NH3

Solución:(a) Dado que un mol de NH3 contiene 6.02 x 1023 moléculas de NH3, se plantean las siguientes relaciones: 1 mol de NH3 ------------6.023 x 1023 moléculas de NH3 0.55 moles de NH3 --------- X moléculas de NH3 X = 3.3 x 1023 moléculas de NH3

(b) Caso del N :

Como hay 3.3 x 1023 moléculas de NH3 y cada molécula tiene 1 átomo de N, tenemos para el N : 1 molécula de NH3 --------------------- 1 átomo de N 3.3 x 1023 moléculas de NH3 ------- átomos de N X = 3.3 x 1023 átomos de N

(c) Caso del H 1 moléc. de NH3 ------------------- 3 átomos de H

3.3 x 1023 moléc. de NH3 -------X átomos de H

X =9.9 x 10 23 átomos de H

2) RELACION MOL – MASA

Un mol de cualquiera sustancia tiene una masa en gramos que es numéricamente igual a su peso atómico o peso molecular, según corresponda.

Problemas Tipos:

1. Calcular los moles contenidos en las siguientes masas de sustancias:

(a) 64 gramos de O2 ; (b) 5.40 x 10-2 gramos de CrO3 (c) 500 gramos de CdBr2

Solución :(a) Se debe conocer la masa molar del O2. Siendo su peso molecular = 32 ; la masa de 1 mol será 32.0 gramos De acuerdo a lo anterior se plantean las relaciones 1 mol de O2 ------------ 32.0 gr de O2 X moles de O2 ------------ 64.0 gr de O2

X = 2.0 mol de O2

(b) El Peso Fórmula del CrO3 es igual a 100.0 gramos 1 mol de CrO3 -----------100.0 gramos de CrO3 X moles de CrO3 ------- 0.0540 gr de CrO3 X = 5.40 x 10-4 moles de CrO3

( c) El peso fórmula del CdBr2 es 272.21 , por lo que su masa molar será 272.21 gramos. Se tiene así: 1 mol de CdBr2 ---------- 272.21 gramos de CdBr2 X moles de CdBr2 ------- 500 gramos de CdBr2 X= 1,84 moles de CdBr2

3) RELACION MOL – VOLUMEN

Esta relación se desprende de la “ley de Avogadro”. Esta ley señala que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen igual número de partículas (moléculas o átomos, según corresponda).

De la ley de Avogadro se puede concluir que si igual número de partículas ocupan el mismo volumen a la misma temperatura y presión, también ocuparán el mismo volumen igual número de moles de gas.

El volumen ocupado por cualquier gas en condiciones normales (C.N.) de temperatura y presión es de 22.4 litros. Este volumen se conoce con el nombre de “volumen molar”.

Si se conoce el volumen de un gas en condiciones normales, podemos saber cuántos moles, o cuántas moléculas o átomos de él existen en dicho volumen. Esta propiedad es única de los gases. No se puede decir lo mismo de los líquidos y menos aún de los sólidos.Por supuesto que volúmenes iguales en condiciones normales de diferentes gases no tiene la misma masa. Este hecho se ilustra en la siguiente figura:

Dibujo esquemático (no a escala) que muestra las diferentes masas ocupadas por el mismo volumen de 1 mol de tres gases diferentes.

Los siguientes ejemplos nos pueden aclarar la aplicación de la relación mol – volumen.1) Cuántos moles de N2 (g) estarán presentes en un recipiente de 20 litros con N2 en condiciones normales (CN).Conociendo la relación entre 1 mol de gas en C.N. con su volumen, tenemos la siguiente relación: 1 mol de N2 --------------- 22.4 litros de N2 X moles de N2 ------------- 20 litros de N2 X = 0.89 moles de N2

2) ¿ Cuál será el volumen, en C.N.ocupado por 0.45 moles de CO2(g) 1 mol de CO2 (g) ------------- 22.4 litros de CO2 (g) 0.45 moles de CO2 (g) ---------X litros de CO2 (g) X = 10 litros de CO2 (g)

INTERCONVERSIONES CANTIDAD – MASA - VOLUMEN Hemos visto que el mol tiene diferentes equivalencias. Una de ellas se refiere a la cantidad (o número) de partículas ; otra equivalencia es con la masa y finalmente , la tercera es con el volumen.En la siguiente figura se puede observar que existe una relación directa entre: mol y cantidad mol y masa mol y volumen

También se puede observar que es posible relacionar la masa con el volumen por medio del mol, independiente de otras relaciones que se pueden obtener de la próxima figura:

Cuadro esquemático que muestra las distintas relaciones entre el mol, con la masa, la cantidad de partículas y el volumen.

Además, de las relaciones analizadas anteriormente, la más importante (ver cuadro anterior) es aquella que relaciona la masa de un gas con su volumen. Los siguientes ejemplos ilustran esta relación.

Problema tipo (P1)

Cuál es el volumen ocupado por 5.1 gramos de NH3 en condiciones normalesDe acuerdo a la figura anterior nuestro camino es masa ----- mol ------ volumen

Se requiere primeramente conocer a cuantos moles corresponden los 5.1 gramos de NH3 ; y luego, cuál es el volumen de éstos.

Masa a moles:El peso molecular del NH3 es igual a 17 gramos, por lo tanto se podría plantear la siguiente relación: 1 mol de NH3 ----------------- 17 gramos X mol de NH3 --------------- 5.1 gramos

X = 0.30 moles de NH3

Moles a volumen: 1 mol de NH3 --------------- 22.4 litros 0.30 mol de NH3 -------------- X litros

X = 6.7 litros (L)

Problema tipo (P2)

Calcular la masa de 10.0 litros de CO2 en condiciones normales

Al igual que en el problema anterior nos planteamos el camino a seguir. Este sería el siguiente: volumen ------ mol ----- masa

Volumen a moles 22.4 litros de CO2 ------------- 1 mol de CO2 10 litros de CO2 ------------- X mol de CO2 X = 0.446 moles de CO2

Moles a masa 1mol de CO2 ---------------- 44.0 gramos de CO2 0.446 moles de CO2 -------------- X gramos de CO2 X = 19.6 gramos de CO2

PROBLEMAS MISCELANEOS

P-1 . Qué cantidad de Fe habrá en 150 gramos de Fe2O3

Datos: Pesos Atómicos Fe = 55.85 gr * = 16.00 gr Peso Molecular 159.70 g/mol

Se determina el % de Fe contenido en 1 mol de Fe2O3

(2) (55.85)% de Fe = --------------------- x 100

(159.70)

% de Fe = 69.94

Posteriormente se calcula el contenido de Fe contenido en los 150 gramos de la muestra de Fe2O3

En 100 gr de la muestra ........ existen....... 69.94 gr de Fe

En 150 gr de la muestra......... existen ...... X gr de Fe

X = 104.92 gramos de Fe

P2. En un mineral de ZnS (blenda) de un 42.8 % de pureza ¿Qué % de Zn tendría dicho mineral

Pesos atómicos: Zn = 65.37 g

S = 32.064 g

Peso Molecular : 97.434 g/mol

Habría que calcular el % de Zn en el ZnS puro:

En 97.434 gramos de ZnS existen65.37 gr de Zn

En 100 gramos de ZnS existenX gr de Zn

X = 67.09 % de Zn

Finalmente, habría que calcular el % de Zn presentes en la Blenda de 42.8% de pureza

En 100 gr de ZnS existen67.09 % de Zn

En 42.8 gr de ZnS existen X % de Zn

X = 28.72% de Zn

NOTA IMPORTANTE.

Si un compuesto tiene 30 % de pureza significa que el 70% es de impureza y a su vez , si un compuesto tiene, por ejemplo : 40 % de impureza significa que el 60% es de pureza

P3 Cuántos moles existen en 132 gramos de CO2 ( dióxido de carbono)PM del CO2 = 44.0 g/mol

gramos de la sustanciaNº de moles = -------------------------------- peso molecular

132 grNº de moles de CO2 =--------------------- = 3 moles de CO2

44 gr/mol

P4 Calcular el Nº de moles de CaCO3 (carbonato de calcio) ( también llamada caliza) presentes en 435 gramos de un carbonato de calcio cuya pureza en CaCO3 es del 28.7%

Datos: Pesos Atómicos : Ca = 40.0 gC = 12.0 g

O = 16.0 g

Peso Molecular : 100 g/mol100 g de caliza......... existen............ 28.7 g de CaCO3435 g de caliza..........existen ........... X g de CaCO3

X = 124 g de CaCO3

gramos de CaCO3Nº de moles = -----------------------= 1.24 moles de CaCO3

PM

P5.Cuántos gramos de H2SO4 existen en 4 moles de H2SO4

Datos PM del H2SO4 = 98 g/mol

Gramos = nº de moles x PM

Gramos = (4) (98) = 392 gramos de H2SO4

P6. Cuantas moléculas de butano C4H10 existen en 348 gramos de dicho compuesto

Datos PM = 58 g/mol“Se sabe que en 1 mol de cualquier compuesto existen 6.023 x 1023 moléculas de ese compuesto”

58 gr de butano (1 mol) -- existen--6.023 x 1023 moléculas de butano

348 gr de butano ---------- existe ----- X moléculas de butano

X = 3.61 x 1024 moléculas de butano

P7. Cálculo de la masa en gramos de un átomo de un elemento o de una molécula de un compuesto

Calcular la masa en gramos de una molécula de amoníaco (NH3)Datos PM del NH3 = 17 g/mol17 gramos de NH3 --- existen--- 6.023 x 1023 moléculas de NH3X gramos de NH3 ---- existen----- 1 molécula de NH3

X = 2.82 x 10-23 gramos

REACCIONES QUÍMICASCuando un sistema constituido por uno o varios componentes, definidos éstospor un conjunto de propiedades esenciales (naturaleza química, ciertas cualidades, características....) accidentales ( temperatura, estado físico de agregación…..), evoluciona espontánea o artificialmente desde un estado inicial a otro final, se dice que experimenta una “transformación”.

Esta transformación puede ser física si sólo se afecta a las propiedades accidentales del sistema, o química si modifica sustancialmente la naturaleza de sus componentes.Las sustancias iniciales de las que se parte se denominan sustancias reaccionantes o “reactivos” y las nuevas sustancias formadas, “productos” de la reacción.

ECUACIONES QUÍMICAS

Las transformaciones químicas o reacciones químicas, se representan convencionalmente mediante unas ecuaciones , llamadas “ecuaciones químicas”, en las que los términos del primer miembro corresponden a los reactivos, y los segundos a los productos de la reacción

H2SO4 (ac) + Zno(s)-------ZnSO4 (ac) + H2 (g)

Obsérvese que en estas ecuaciones se utiliza una flecha cuya punta señala el sentido en que evoluciona el proceso.

En cambio en la siguiente reacción se utiliza doble flecha lo que indica que la ecuación es reversible a diferencia de la anterior que se podría llamar ecuación irreversibleN2(g) + 3H2(g) ========= 2NH3(g)

“Una Ecuación química, por tanto, constituye una representación simbólica abreviada de una transformación química”.

Conservación de la masa en las reacciones químicas. Ajuste de ecuaciones

En todo proceso químico, se ha de cumplir la “ Ley de conservación de la masa”, o llamada Ley de Lavoisier, que, en definitiva, viene a demostrar que en las transformaciones químicas varía la clase de materia, pero no su cantidad.

Definición de la Ley de Conservación de la masa

“ La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante y , por tanto, la suma de las masas de los reactivos ha de ser igual a la suma de las masas de los productos de la reacción”

Ejemplo:

H2CO3 + NaOH ----------Na2CO3 + H2O

Esta ecuación indica cualitativamente el proceso químico, pero está incompleta al no cumplirse la Ley de Lavosier ( no está ajustada)

La ecuación ajustada sería

H2CO3 + 2NaOH -----------Na2CO3 + 2H2O

Algunos ejercicios a resolver:

Ajustar las siguientes ecuaciones:

HCl Al2O3 ---------- AlCl3 + H2O

H2SO4 + Al0 -------- Al2(SO4)3 + H20

INTERPRETACIÓN DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS

Una ecuación química formulada y ajustada suministra una información cualitativa y cuantitativa del proceso químico que representa.

1.Puede informar sobre la naturaleza de las sustancias que intervienen en ellos y se indica sobre su estado físico: sólido (s) , líquido (l) gas (g)2.Puede indicar el número de moles de las sustancias participantes.3.Puede indicar el número de gramos de cada uno de los participantes.4.Puede indicar el numero de moléculas que participan en la ecuación.5.Puede indicar el volumen ( expresado en Litros) de los gases participantes.

Interpretar la siguiente ecuación ajustada:

2C4H10 (g) + 1302 (g) ---------8CO2 (g)+ 10H2O(l)

PORCENTAJE DE PUREZA

Comúnmente las sustancias que se encuentran en la naturaleza están mezcladas con otras sustancias. La separación de sustancias que el químico necesita de aquellas que no necesita, constituye para éste un problema real.

Se utiliza el término “porcentaje de pureza” para dar a conocer cuántas partes de la sustancia que se requiere está en cien partes de la mezcla total incluyendo la o las sustancias que no nos interesan ( es decir, las impurezas).

Algunas veces no es necesario molestarse en separar las impurezas, sino simplemente utilizar la sustancia en su estado impuro. En tal caso, tenemos que usar más sustancias que la que usaríamos si estuviera pura. El siguiente ejemplo muestra un cálculo con sustancias impuras.

Ejemplo: Un mineral de plata contiene un 21.0 % de plata ¿ cuántos gramos del mineral son necesarios para producir 10.0 gramos de plata pura?Solución: El dato que nos entrega el problema nos dice que:100 gramos del mineral existen 21.0 gramos de plata X gramos de mineral existen 10.0 gramos de plata X = 47.6 gramos del mineral

REACTIVO LIMITANTE

En el campo de la química práctica, a menudo, no es necesario o aun no deseable pesar las cantidades exactas de todas las sustancias que participan en una reacción. Lo que comúnmente se hace es pesar una de las sustancias y usar un exceso de la otra sustancia. Un exceso significa que hay más que suficiente de este reactante. Al final de la reacción, algo del exceso permanece.

El reactante que no está en exceso se denomina “reactivo limitante”, a causa de que él limita los moles de producto que pueden ser obtenidos.Puede haber más de un reactante en exceso, pero un solo reactante limitante.

El siguiente ejemplo ilustra el tipo de cálculos con reactivo limitante.Ejemplo:En un experimento, un estudiante calienta una mezcla de 5.52 gramos de cobre (Cu) en polvo con 10.1 gramos de azufre (S) en polvo para llevar a cabo la reacción: 2Cu + S ----------------- Cu2S

(a)¿ cuál es el reactivo limitante?(b)¿ cuánto Cu2S se obtiene?(c)¿ cuánto queda del reactivo que está en exceso sin reaccionar?

Solución:(a) Se debe calcular primero los moles de producto que serían obtenidos por cada reactante por separado. El reactivo que produce menos moles de producto es el reactivo limitante.Según la ecuación , 2 moles de Cu ( es decir, 2 x 63.5 gramos de Cu) (127 gramos de Cu) producen 1 mol de Cu2S; es decir: 127 gramos de Cu ----------- 1 mol de Cu2S 5.52 gramos de Cu ----------- X mol de Cu2S X = 0.0435 moles de Cu2S

Por otro lado, la ecuación indica que 1 mol de S ( es decir, 32.06 gramos de S) `producen 1 mol de Cu2S; es decir: 32.06 gramos de S ------------- 1 mol de Cu2S 10.1 gramos de S ------------- X mol de Cu2S X = 0.315 moles de Cu2S

Como el menor número de moles del producto se obtiene con el consumo total de Cu, éste es el reactivo limitante.

(b) Ahora, se debe calcular a cuantos gramos de Cu2S corresponden los moles de Cu2S obtenidos del reactivo limitante. La masa de 1 mol de Cu2S es 159 gramos. 1 mol de Cu2S ------------ 159 gramos de Cu2S 0.0435 mol de Cu2S ------------ X gramos de Cu2S X = 6.92 gramos de Cu2S

(c ) Para conocer la cantidad de reactante en exceso, se debe calcular primero la cantidad de éste que reacciona con Cu para producir los 0.0435 moles de Cu2S 1 mol de Cu2S ------------ 32.0 gramos de S 0.0435 mol de Cu2S ------------- X gramos de S X = 1.39 gramos de S

Esta es la cantidad de S que ha reaccionado : Restada a la cantidad original de este reactante en exceso, nos dará la cantidad que queda sin reaccionar:

10.1 gramos de S - 1.39 gramos de S = 8.7 gramos de S

PORCENTAJE DE RENDIMIENTO

Hemos realizado cálculos que nos dicen cuánto de una sustancia será producida por una cierta cantidad de otra sustancia en una reacción química. Esta cantidad se denomina “rendimiento teórico”.

Esta es la máxima cantidad que es posible obtener. Sin embargo, en las aplicaciones prácticas de la química, es casi imposible obtener la cantidad de producto que la ecuación nos indica. Existen muchas razones para que así sea. Podemos perder algo de producto al separarlo de los otros productos que nos interesan. La reacción puede no desarrollarse hasta su completación.

Los materiales de partida ( sustancias) pueden no ser tan puros como se requiere. Esto no significa que la ley de la conservación de la materia sea violada. El material está en algún lugar, simplemente no lo tenemos. La cantidad que obtenemos es el rendimiento real. El porcentaje de prendimiento lo obtenemos dividiendo el rendimiento real por el rendimiento teórico (y multiplicado por 100, por supuesto

Ejemplo:El gas acetileno, C2 H2 , prepara comercialmente agregando carburo de calcio , CaC2, al agua, de acuerdo con la siguiente ecuación: CaC2 + 2H20 ----------- C2 H2 + Ca(OH)2

Si 2550 kg de carburo de calcio se tratan con un exceso de agua y se obtienen 867 kg de acetileno, ¿ cuál será el porcentaje de rendimiento?

SoluciónExceso de agua significa que se puede tener tanta agua como se requiera. Así, el rendimiento del acetileno depende de la cantidad de carburo de calcio que se disponga; el el carburo de calcio es el reactivo limitante.

PROBLEMAS

1.Qué cantidad de oxígeno se precisa para quemar 0.464 Kg de C4H10 (g) y qué cantidad de CO2 se liberan en la siguiente reacción:

2C4H10 (g) +13 02 (g) ==== 8CO2 (g) +10H20 (l)

a)116 gr de butano precisan 416 gr de CO2 464 gr de butano precisa X gr de 0xígeno

X = 1664 gramos de CO2

b) 116 g de butano originan352 gr de CO2 464 g de butano originan X gr de CO2

X = 1408 gramos de CO2

2.Qué cantidad de HCl se precisa para reaccionar completamente con 150 gr de CaCO3

3.Qué cantidad de CaCl2 se obtendrán de acuerdo a la ecuación formulada ( no ajustada)

HCl + CaCO3 --------CaCl2 + CO2 + H2O

Respuestas:

Se requieren 109.5 gr de HClSe obtienen 166.5 gramos de CaCl2

4. Qué volumen de oxígeno , medido en C.N. pueden obtenerse a partir de 50 gramos de clorato de potasio, de acuerdo a la siguiente ecuación formulada ( no ajustada)

KClO3 (s) ------------- KCl(s) + O2 (g)

Resp: 13.71 litros de oxígeno